පරමාණුවක සැකැස්ම

                           පරමාණුවක සැකැස්ම

මෙයට පෙර අප පරමාණුක වාදය, පරමාණුවේ ව්‍යුහය සහ ඒවා සම්බන්ධ විවිධ වාදයන් සාකච්ඡා කළා. දැන් අප දන්නවා පරමාණුව යනු මධ්‍යයේ වූ න්‍යෂ්ඨිය වටා ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝණවලින් සමන්විත ව්‍යුහයක් බව. මේ න්‍යෂ්ඨියත් ඒ වටා ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝණත් නිසා මූලද්‍රව්‍යවලට විවිධ ගුණාංග ලැබෙනවා. ආගන් නිෂ්ක්‍රීය මූලද්‍රව්‍යයක් වන්නේත් පොටෑසියම් අධික ලෙස ක්‍රියාකාරී වන්නේත් මේ පරමාණු වල සිදු වන සුළු වෙනස්කම් නිසා. මේ වෙනස්කම් බොහොමයකට බලපාන්නේ පරමාණුවේ අඩංගුවන ඉලෙක්ට්‍රෝණයි. මෙම ඉලෙක්ට්‍රෝණ පරමාණුක න්‍යෂ්ඨිය වටා ඇසිරී ඇති ආකාරය එක් එක් ඉගෙනුම් තත්ත්‍ව අනුව විවිධාකාරයට විග්‍රහ කරනු ලබනවා. ඔබේ මට්ටමේ දී දේ ඉලෙක්ට්‍රෝණ වලාව විවිධ ශක්ති මට්ටම් අනුව සකස් වී ඇති බවයි පැහැදිළි කෙරෙන්නේ. ඒ නිසා ඒ මතයේ පිහිටා අපි ඒ ගැන කතා කරමු.

මෙසේ සකස් වී ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝණ මුලින්ම කවච වලට බෙදෙනවා. මේවා ප්‍රධාන ක්වොන්ටම් අංකය, n = 1, 2, 3, 4, 5, ආදී ලෙස නම් කෙරෙන අතර K, L, M, N, O යනුවෙන් අකුරු දී තිබෙනවා. ප්‍රධාන කවච (නැත්නම් කක්‍ෂ) වලට ඉලෙක්ට්‍රෝණ අනුයුක්ත කෙරෙන්නේ ඒ ආකාරයටයි. මේ ප්‍රධාන කවච, නැවත වතාවක් උප කවච නොහොත් කාක්‍ෂික වලට බෙදෙනවා. s, p, d, f, g, h, යනුවෙන් බෙදෙන්නේ ඒ අනුව. මේ ප්‍රධාන ක්වොන්ටම් අංක මුලින්ම සඳහන් වෙන්නේ බෝර් ආකෘතියේදීයි, එහි අපි කතා කළා ඉලෙක්ට්‍රෝණ වෘතාකාර කක්‍ෂයක ගමන් කරන බව. මෙම අංකය යනු න්‍යෂ්ඨියේ සිට ඉලෙක්ට්‍රෝණය ඇති ස්ථානයට ඇති සාමාන්‍ය දුරයි. සමාන n අගයයන් ඇති සියළුම ඉලෙක්ට්‍රෝණ න්‍යෂ්ඨියේ සිට යම් දුරකින් චලනය වනවා, මේ නිසා මේවා කවච (Shell) ලෙස හඳුන්වනවා.

බෝර් ආකෘතිය පදනම් වන්නේ හයිඩ්‍රජන් වර්ණාවලිය ආශ්‍රිත කරගෙනයි. පහත දැක්වෙන්නේ හයිඩ්‍රජන් අවශෝෂක (Absorption) සහ විමෝචන (Emission) වර්ණාවලීන් දෙකක රූප සටහනක්. මෙහි අවශෝෂක වර්ණාවලියේ කළු පැහැති රේඛා ලෙස ‍පෙනෙන්නේ ආලෝකයෙන් හයිඩ්‍රජන් පරමාණු ශක්තිය උරාගැනීමේ අවස්ථාවයි. මේ නිසා වර්ණාවලියේ හිදැසක් ඇති වෙනවා. එය කළු පැහැ රේඛාවක් ලෙස දිස් වෙනවා. මෙහිදී සිදු වන්නේ මුලින්ම ශක්තිය අවශෝෂණය කරගත් ඉලෙක්ට්‍රෝණ විවිධ ශක්ති මට්ටම් වලට ගමන් කිරීමයි. උදාහරණයක් වශයෙන්, n=1 කවචයේ ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝණයක් n=2 කවචයට පැනීමේ දී අවශෝෂණය වන ශක්තිය ලයිමාන් ශ්‍රේණියේ (Lyman Series) රේඛා වලින් දැක්වෙනවා. මෙම වර්ණාවලී රේඛා නම් කර ඇත්තේ විමෝචනයකදී රිඩ්බර්ග් සූත්‍රයේ n1 පදය නොහොත් අවසානයට ඉලෙක්ට්‍රෝණය නවතින ශක්ති මට්ටම පදනම් කරගෙනයි. රිඩ්බර්ග් සූත්‍රයට පදනම් වී ඇත්තේ අප මුලින් සාකච්ඡා කර බෝර් ආකෘතියයි. එහි හයිඩ්‍රජන් පරමාණුවක ඇති එකම එක ඉලෙක්ට්‍රෝණය විවිධ ශක්ති මට්ටම්වලට පැනීමේදී අවශෝෂණය වන සහ එය නැවත පහළ ශක්ති මට්ටම්වලට පැමිණීමේදී විමෝචනය වන ශක්තිය ගණනය කිරීම සඳහා යොදා ගැණුනක්.



මෙහි R = 1.097373 x 107 m-1

n1 n2 ශ්‍රේණියේ නම අභිසරණය වන තරංග ආයාම කලාපය (nm)
1 2→∞ ලයිමාන් 91.13 (UV)
2 3→∞ බාමර් 364.51 (Visible)
3 4→∞ පාෂාන් 820.14 (IR)
4 5→∞ බ්‍රැකට් 1458.03 (IR)
5 6→∞ ෆුන්ඩ් 2278.17 (IR)
6 7→∞ හම්ෆ්‍රීස් 3280.56 (IR)


ලයිමාන් ශ්‍රේණිය එය සොයාගත් තියඩෝර් ලයිමාන් නමින් නම්කර තිබෙනවා. ඔහු එය සොයා ගත්තේ 1906 – 1914 අතර කාළයේදීයි. ලයිමාන් ශ්‍රේණියේ සියළුම තරංග ආයාමයන් පාරජම්බුල කිරණ කලාපයට අයත් වෙනවා.

මෙසේම බාමර් ශ්‍රේණිය වන්නේ දෙවන කවචයේ (n=2) ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝණ තෙවන හෝ ඊට ඉහළ ශක්තිමට්ටම් වලට ගමන් කර ආපසු පැමිණීමේදී විමෝචනය කරන ශක්තිය අනුව සැකසෙන වර්ණාවලි රේඛා වලිනි.

ඒ අනුව ඔබට වැටහෙනවා ඇති පරමාණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝණ විවිධ ශක්ති මට්ටම්වල පවතින බව.

මේ ශක්ති මට්ටම් වල පවතින ඉලෙක්ට්‍රෝණ විවිධ උපශක්ති මට්ටම් වලට බෙදෙනවා. අපි ඒ ගැන ඉදිරියේදී කතා කරමු.


(ඉහළ) හයිඩ්‍රජන් අවශෝෂණ වර්ණාවලිය | (පහළ) හයිඩ්‍රජන් විමෝචන වර්ණාවලිය